Predstavitev o dušiku in fosforju. Predstavitev na temo "Dušikovi in fosforjevi-p-elementi skupine VA"

Če želite uporabiti predogled predstavitev, ustvarite Google Račun (račun) in se prijavite: https://accounts.google.com

Napisi diapozitivov:

1. Vnaprej vas opozarjam: ne morem dihati! A zdi se, da vsi ne slišijo In nenehno me dihajo. 2. Jaz sem svetlobni element. Čez trenutek ti prižgem vžigalico. Zažgali me bodo - in pod vodo bo moj oksid postal kisel.

Položaj dušika in fosforja v periodnem sistemu

Značilnosti dušika in fosforja. lastnosti dušika.

Pet znanih kemikov XVIII stoletja. je dal določeno nekovino, ki je v obliki preproste snovi plin in je sestavljena iz dvoatomskih molekul, pet različnih imen. - "strupen zrak" - "dephlogisticiran zrak" - "pokvarjen zrak" - "zadušljiv zrak" - "neživi zrak" Leta 1772 je škotski kemik, botanik in zdravnik Daniel Rutherford Leta 1772 angleški kemik Joseph Priestley Leta 1773 švedski lekarniški kemik Carl Scheele Leta 1774 angleški kemik Henry Cavendish Leta 1776 francoski kemik Antoine Lavoisier

NAJDANJE DUŠIKA V NARAVI: v prostem stanju v ozračju

NAJDANJE DUŠIKA V NARAVI: v obliki anorganskih spojin V majhnih količinah v tleh: v obliki amonijevih soli in nitratov. organski dušik rastlin in živali (nukleinske kisline, beljakovine)

ZNAKI PRIMERJAVE DUŠIK FOSFOR POLOŽAJ V PSCE STRUKTURA ATOMA Število elektronov v atomu 7, protoni v jedru 7, število nevtronov v jedru 7 Elektronsko vezje: 1s 2 2s 2 2p 3 DE GREES podskupina OKSID Serijska številka 15; relativna atomska masa 31 2 obdobje V skupina Glavna podskupina Zaporedna številka 7; relativna atomska masa 14 P +15) 2) 8) 5 Število elektronov v atomu 15, protoni v jedru 15, število nevtronov v jedru 16 Elektronsko vezje: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2p 3 N + 7 ) 2) 5 + 3, +5, -3 +1,+2,+3,+4, +5, -3

Določite oksidacijska stanja dušika v spojinah: HNO 3, NH 3, NO, KNO 2, NO 2, N 2 O, HNO 2 s.o. -3 0 +1 +2 +3 +4 +5 spojina NH 3 N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5

STRUKTURA MOLEKULE N N N  N VEZ: - KOVALENTNA NEPOLNA - TROJNA - MOČNA MOLEKULA: - ZELO STABILA - NIZKA REAKTIVNOST 1 3 4 2

N 2 Fizikalne lastnosti: V, C, Z, M nekoliko lažji od zraka, t bale = -196 0 C, t pl = -210 0 C

V industriji se dušik pridobiva z destilacijo zraka, v laboratoriju - s termično razgradnjo spojin (najpogosteje NH 4 NO 2): NH 4 NO 2 → N 2 + 2 H 2 O Fosfor pridobivamo s kalciniranjem kalcijevega fosfata s premogom in pesek v električnih pečeh pri 1500 0 С : 2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → 6CaSiO 3 + 10CO + P 4 Priprava.

Kemijske lastnosti dušika Fosfor s kovinami pri sobni t reagira z Li 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N pri visokih t - z drugimi Me 2Al + N 2 = 2AlN 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 reagira z Me 3, ko segret Ca + 2 P = Ca 3 P 2 s kisikom pri zelo visokih t (približno 3000 ° C) N 2 + O 2 = 2 NO beli fosfor se spontano vžge, rdeči pa pri segrevanju 4 P + 5 O 2 \u003d 2 P 2 O 5 z vodikom v prisotnosti katalizatorja pri visokem tlaku in t N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3

Uporaba Proizvodnja amoniaka Ustvarjanje inertne atmosfere Ustvarjanje nizkih temperatur Nasičenost jeklene površine za povečanje trdnosti Tekoči dušik v medicini Sinteza amoniaka Proizvodnja gnojil Sinteza dušikove kisline Ustvarjanje inertne atmosfere N2

Vprašanja za samokontrolo Plin je brez barve, okusa in vonja Molekula je dvoatomska Vsebnost v zraku je 78 % V laboratoriju se pridobiva z razgradnjo KMnO 4 in H 2 O 2 V industriji - iz tekočega zraka Je kemično neaktiven Vzajemno deluje s skoraj vsemi preprostimi snovmi. Z njim so povezani procesi dihanja in fotosinteze Je sestavni del beljakovin Sodeluje v kroženju snovi v naravi

PREVERITE SE O 2 1, 2, 4, 5, 7, 8, 10. "5" N 2 1, 2, 3, 5, 6, 9, 10. "5" 1-2 napake "4" 3-4 napake « 3 » 5 napak in več « 2 » Na primeru informacij o dušiku navedite argumente v prid dveh stališč: 1. Dušik - "brez življenja" 2. Dušik - glavni element življenja na Zemlji.

diapozitiv 2

V VA-skupini periodnega sistema se nahajajo nekovinski dušik N in fosfor P, polkovinski arzen As, pa tudi antimon Sb in bizmut Bi, ki jih uvrščamo med nekovine.

diapozitiv 3

Atomi elementov skupine VA imajo na zunanji elektronski plasti 5 elektronov. Elektronska konfiguracija njihove zunanje elektronske plasti je ns2np3, na primer: dušik - 2s2p3, fosfor - 3s23p3.

V kemičnih spojinah lahko atomi dušika in fosforja kažejo oksidacijsko stanje od -3 do +5.

diapozitiv 4

dušik v naravi

Dušik je označen s simbolom N (lat. Nitrogenium, t.j. "roditi salitro"). Preprosta snov dušik (N2) je v normalnih pogojih precej inerten plin, brez barve, okusa in vonja. Dušik v obliki dvoatomskih molekul N2 predstavlja večino atmosfere, kjer je njegova vsebnost 78,084 % prostornine (to je približno 3,87 1015 ton).

diapozitiv 5

dušik v vesolju

Zunaj Zemlje se dušik nahaja v plinastih meglicah, sončnem ozračju, na Uranu, Neptunu, medzvezdnem prostoru in dr. Dušik je 4. najbolj razširjen element v sončnem sistemu (za vodikom, helijem in kisikom).

diapozitiv 6

Fosfor v naravi

Fosfor se v naravi nahaja v obliki fosfatov. Tako je kalcijev fosfat Ca3(PO4)2 glavna sestavina minerala apatita. Fosfor se nahaja v vseh delih zelenih rastlin, še več pa v plodovih in semenih. Vsebuje se v živalskih tkivih, je del beljakovin in drugih esencialnih organskih spojin (ATP, DNK), je element življenja. Apatit

Diapozitiv 7

Preprosta snov dušik je sestavljena iz dvoatomskih molekul N2. V molekuli N2 so atomi dušika povezani s trojno kovalentno nepolarno vezjo. Energija trojne vezi je visoka in znaša 946 kJ/mol. Zato pride do prekinitve vezi in tvorbe dušikovih atomov in molekul le pri temperaturah nad 3000°C. Visoka trdnost vezi v molekulah določa kemično inertnost dušika.

Diapozitiv 8

V prostem stanju fosfor tvori več alotropnih modifikacij, ki jih imenujemo beli, rdeči in črni fosfor.

Diapozitiv 9

Diapozitiv 10

Kemično je beli fosfor izjemno aktiven! Na primer, počasi se oksidira s kisikom zraka že pri sobni temperaturi in sveti (bledo zelen sijaj). Pojav tovrstnega sijaja zaradi kemičnih oksidacijskih reakcij imenujemo kemiluminiscenca (včasih napačno fosforescenca). Beli fosfor je zelo strupen. Smrtonosni odmerek belega fosforja za odraslega moškega je 0,05-0,1 g.

diapozitiv 11

Rdeči fosfor ima atomsko polimerno strukturo, v kateri je vsak atom fosforja vezan na tri druge atome s kovalentnimi vezmi Rdeči fosfor ni hlapen, netopen v vodi in ni strupen. Uporablja se pri izdelavi vžigalic.

Na svetlobi in pri segrevanju na 300 ° C brez zraka se beli fosfor spremeni v rdeči fosfor.

diapozitiv 12

diapozitiv 13

Leta 1830 je francoski kemik Charles Soria izumil fosforjeve vžigalice, ki so bile sestavljene iz mešanice bartoletne soli, belega fosforja in lepila. Te vžigalice so bile zelo vnetljive, saj so se vnele tudi zaradi medsebojnega trenja v škatli in pri drgnjenju ob katero koli trdo površino, na primer podplat škornja. Zaradi belega fosforja so bili strupeni, leta 1855 je švedski kemik Johan Lundström na površino brusnega papirja nanesel rdeči fosfor in z njim nadomestil beli fosfor v sestavi glave vžigalic. Takšne vžigalice niso bile več škodljive za zdravje, zlahka so se vžgale na vnaprej pripravljeni površini in se praktično niso spontano vžgale. Johan Lundström patentira prvo "švedsko tekmo", ki se je ohranila skoraj do danes. Leta 1855 so Lundströmove tekme prejele medaljo na svetovni razstavi v Parizu. Kasneje je bil fosfor popolnoma odstranjen iz sestave glav vžigalic in je ostal le v namazu (strganju).Z razvojem proizvodnje "švedskih" vžigalic je bila proizvodnja vžigalic z uporabo belega fosforja prepovedana v skoraj vseh državah.

Diapozitiv 14

Najpreprostejša snov, dušik N2, je kemično neaktivna in praviloma vstopa v kemijske reakcije le pri visokih temperaturah.Oksidacijske lastnosti dušika se kažejo v reakciji z vodikom in aktivnimi kovinami. Torej se vodik in dušik združita v prisotnosti katalizatorja pri visoki temperaturi in visokem tlaku, pri čemer tvorita amoniak:

Od kovin v normalnih pogojih dušik reagira samo z litijem in tvori litijev nitrid:

diapozitiv 15

Oksidacijske lastnosti fosforja se kažejo, ko je v interakciji z najbolj aktivnimi kovinami:

Redukcijske lastnosti dušika in fosforja se pokažejo pri interakciji s kisikom. Torej, dušik reagira s kisikom pri temperaturi približno 3000˚С in tvori dušikov oksid (II):

diapozitiv 16

Fosfor oksidira tudi kisik in tako kaže redukcijske lastnosti. Toda različne modifikacije fosforja imajo različno kemično aktivnost. Na primer, beli fosfor se zlahka oksidira na zraku pri sobni temperaturi, da nastane fosforjev (III) oksid:

Oksidacijo belega fosforja spremlja luminiscenca. Beli in rdeči fosfor se ob vžigu vžgeta in gorita z bleščeče svetlim plamenom s tvorbo belega dima fosforjevega (IV) oksida:

Diapozitiv 17

Goreči beli fosfor

Diapozitiv 18

Najbolj kemično aktiven, strupen in vnetljiv beli fosfor. Zato se zelo pogosto uporablja v zažigalnih bombah, na žalost pa se fosforjevo strelivo uporablja tudi v 21. stoletju!

Med obleganjem Sarajeva je topništvo bosanskih Srbov uporabljalo fosforjeve granate. Leta 1992 so takšne granate požgale stavbo Inštituta za orientalske študije, zaradi česar so bili uničeni številni zgodovinski dokumenti. - v letih 2003-2004 so jih uporabljale britanske obveščevalne službe v bližini Basre v Iraku. - leta 2004 so ZDA uporabile proti gverilskemu podzemlju v Iraku v bitki za Faludžo. poleti 2006, med drugo libanonsko vojno, je izraelska vojska uporabila topniške granate z belim fosforjem. leta 2009 je izraelska vojska med operacijo Liti svinec v Gazi uporabila strelivo, ki vsebuje beli fosfor, dovoljeno z mednarodnim pravom. Od leta 2009 palestinski teroristi svoje rakete polnijo z belim fosforjem.

Diapozitiv 19

Diapozitiv 20

Glavna uporaba dušika je proizvodnja amoniaka. Dušik se uporablja tudi za ustvarjanje inertnega okolja pri sušenju eksplozivov in pri shranjevanju dragocenih slik in rokopisov. Poleg tega so električne žarnice z žarilno nitko napolnjene z dušikom.

Uporaba preprostih snovi Proizvodnja amoniaka Večina sodobnih svetilk je napolnjenih s kemično inertnimi plini. Zaradi nizke cene so najpogostejše mešanice dušika N2 z argonom Ar.

diapozitiv 1

diapozitiv 2

diapozitiv 3

diapozitiv 4

diapozitiv 5

diapozitiv 6

Diapozitiv 7

Diapozitiv 8

Diapozitiv 9

Diapozitiv 10

diapozitiv 11

diapozitiv 12

diapozitiv 13

Diapozitiv 14

diapozitiv 15

diapozitiv 16

Diapozitiv 17

Diapozitiv 18

Diapozitiv 19

Diapozitiv 20

diapozitiv 21

diapozitiv 22

diapozitiv 23

diapozitiv 24

Diapozitiv 25

diapozitiv 26

Diapozitiv 27

Diapozitiv 28

Diapozitiv 29

Predstavitev na temo "Fosfor" lahko popolnoma brezplačno prenesete na naši spletni strani. Predmet projekta: Kemija. Barvite diapozitive in ilustracije vam bodo pomagale ohraniti zanimanje sošolcev ali občinstva. Za ogled vsebine uporabite predvajalnik, če pa želite prenesti poročilo, kliknite na ustrezno besedilo pod predvajalnikom. Predstavitev vsebuje 29 diapozitivov.

Predstavitveni diapozitivi

diapozitiv 1

Gradivo za ponavljanje in pripravo za učitelja kemije GIA v občinski izobraževalni ustanovi "Gimnazija št. 1", Saratov Shishkina I.Yu.

diapozitiv 2

Uvod……………………………………………………………………………………………………. Zgodovina razvoja fosforja…………………………………………………………………… Naravne spojine in proizvodnja fosforja………………………………………… ……... Kemijske lastnosti ………………………………………………………………………… Alotropne spremembe…………………………………………… …………….. a) bela……………………………………………………………………………………….. b) rdeča……………… ……………………………………………………… c) črna………………………………………………………………………………………………… . Fosforjevi oksidi……………………………………………………………………… Ortofosforjeva kislina…………………………………………………………………… …… ……... Ortofosfati……………………………………………………………………………………. Fosfor v človeškem telesu…………………………………………………….. Ujemanja…………………………………………………………………… …… ……………………………. Fosfatna gnojila………………………………………………………………………………….. Zaključek…………………………………………………………………… … ………………. 1. Vrednost fosforja……………………………………………………………………………….. 2. Uporaba fosforja……………………………………… …………………………………………… Bibliografija…………………………………………………………….

diapozitiv 3

Uvod:

Peta skupina periodičnega sistema vključuje dva tipična elementa dušik in fosfor - ter podskupine arzen in vanadij. Med prvim in drugim tipičnim elementom je bistvena razlika v lastnostih. V stanju preprostih snovi je dušik plin, fosfor pa trdna snov. Ti dve snovi sta bili deležni širokega spektra uporabe, čeprav so ga ob prvi izolaciji dušika iz zraka šteli za škodljiv plin, veliko denarja pa se je zaslužilo s prodajo fosforja (fosfor je bil cenjen zaradi njegove sposobnosti, da sveti v temi). ).

diapozitiv 4

Zgodovina odkritja fosforja

Ironično je, da so fosfor odkrili večkrat. In vsakič, ko so ga dobili iz ... urina. Obstajajo reference, da je arabski alkimist Alhild Bekhil (XII stoletje) odkril fosfor med destilacijo urina, pomešanega z glino, apnom in premogom. Vendar se za datum odkritja fosforja šteje 1669. Hamburški amaterski alkimist Henning Brand, propadli trgovec, ki je sanjal, da bi izboljšal svoje zadeve s pomočjo alkimije, je predelal najrazličnejše izdelke. Ob predpostavki, da bi fiziološki izdelki lahko vsebovali "prvo snov", ki naj bi bila osnova filozofskega kamna, se je Brand začel zanimati za človeški urin. Iz vojašnice je zbral približno tono urina in ga izparil v sirupasto tekočino. To tekočino je ponovno destilirao in pridobil težko rdeče "urinsko olje", ki je bilo destilirano, da je nastal trden ostanek. S segrevanjem slednjega, brez dostopa do zraka, je opazil nastanek belega dima, ki se je usedel na stene posode in močno svetil v temi. Blagovna znamka je snov, ki jo je prejel, poimenovala fosfor, kar v grščini pomeni "nosilec svetlobe". Več let je bil »recept priprave« za fosfor varovan v najstrožji tajnosti in je bil znan le redkim alkimistom. Fosfor je tretjič odkril R. Boyle leta 1680. V nekoliko spremenjeni obliki so v 18. stoletju uporabljali tudi stari način pridobivanja fosforja: segrevali so mešanico urina s svinčevim oksidom (PbO), navadno soljo (NaCl), pepeliko (K2CO3) in premogom (C). Šele do leta 1777 je K.V. Scheele razvil metodo za pridobivanje fosforja iz živalskih rogov in kosti.

diapozitiv 5

Naravne spojine in pridobivanje fosforja

Po razširjenosti v zemeljski skorji je fosfor pred dušikom, žveplom in klorom. Za razliko od dušika se fosfor zaradi svoje visoke kemične aktivnosti v naravi pojavlja le v obliki spojin. Najpomembnejša minerala fosforja sta apatit Ca5 (PO4) 3X (X je fluor, redkeje klor in hidroksilna skupina) in fosforit, katerega osnova je Ca3 (PO4) 2. Največje nahajališče apatita se nahaja na polotoku Kola, v regiji Khibiny Mountains. Fosforitna nahajališča se nahajajo v gorah Karatau, v regijah Moskve, Kaluge, Bryansk in na drugih mestih. Fosfor je del nekaterih beljakovinskih snovi v generativnih organih rastlin, v živčnem in kostnem tkivu živalskih in človeških organizmov. Možganske celice so še posebej bogate s fosforjem. Danes se fosfor proizvaja v električnih pečeh z redukcijo apatita s premogom v prisotnosti silicijevega dioksida: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C 3CaSiO3+5CO+2P Fosforjeva para pri tej temperaturi je skoraj v celoti sestavljena iz molekul P2, ki se pri ohlajanju kondenzirajo v molekule P4.

diapozitiv 6

Kemijske lastnosti

Elektronska konfiguracija atoma fosforja je 1s22s22p63s23p3 Zunanja elektronska plast vsebuje 5 elektronov. Prisotnost treh neparnih elektronov na zunanji energijski ravni pojasnjuje dejstvo, da je v normalnem, nevzbujenem stanju valenca fosforja 3. Toda na tretji energijski ravni so prazne celice d-orbital, zato ob prehodu v vzbujeno stanju, se bodo 3S-elektroni ločili, prešli na podnivo d, kar vodi do tvorbe 5 neparnih elementov. Tako je valenca fosforja v vzbujenem stanju 5. V spojinah ima fosfor običajno oksidacijsko stanje +5 (P2O5, H3PO4), redkeje +3 (P2O3, PF3), -3 (AlP, PH3, Na3P, Mg3P2).

Diapozitiv 7

Prehod atoma fosforja v vzbujeno stanje

Diapozitiv 9

Beli fosfor

Bela modifikacija fosforja, ki je posledica kondenzacije hlapov, ima molekularno kristalno mrežo, v vozliščih katere so dislocirane molekule P4. Zaradi šibkosti medmolekularnih sil je beli fosfor hlapljiv, taljiv, razrezan z nožem in raztopljen v nepolarnih topilih, kot je ogljikov disulfid. Beli fosfor je zelo reaktivna snov. Močno reagira s kisikom, halogeni, žveplom in kovinami. Oksidacijo fosforja v zraku spremljata segrevanje in sijaj. Zato je beli fosfor shranjen pod vodo, s katero ne reagira. Beli fosfor je zelo strupen. Približno 80 % celotne proizvodnje belega fosforja gre za sintezo čiste fosforne kisline. Po drugi strani se uporablja za proizvodnjo natrijevih polifosfatov (uporabljajo se za zmanjšanje trdote pitne vode) in živilskih fosfatov. Preostanek belega fosforja se uporablja za ustvarjanje dima, ki tvori dim in zažigalne mešanice. Varnostni inženiring. Pri proizvodnji fosforja in njegovih spojin so potrebni posebni previdnostni ukrepi, ker beli fosfor je močan strup. Dolgotrajno delo v atmosferi belega fosforja lahko privede do bolezni kostnega tkiva, izgube zob, nekroze čeljusti. Ob vžigu beli fosfor povzroči boleče opekline, ki se dolgo ne celijo. Beli fosfor je treba hraniti pod vodo, v nepredušnih posodah. Goreči fosfor pogasimo z ogljikovim dioksidom, raztopino CuSO4 ali peskom. Ožgano kožo je treba sprati z raztopino KMnO4 ali CuSO4. Protistrup za zastrupitev s fosforjem je 2 % raztopina CuSO4. Med dolgotrajnim skladiščenjem, pa tudi pri segrevanju, se beli fosfor spremeni v rdečo modifikacijo (prvič je bil prejet šele leta 1847). Ime rdeči fosfor se nanaša na več modifikacij hkrati, ki se razlikujejo po gostoti in barvi: sega od oranžne do temno rdeče in celo vijolične. Vse sorte rdečega fosforja so netopne v organskih topilih, v primerjavi z belim fosforjem pa so manj reaktivne in imajo polimerno strukturo: to so tetraedri P4, ki so med seboj povezani v neskončne verige.

Diapozitiv 10

Rdeči in črni fosfor

Rdeči fosfor se uporablja v metalurgiji, proizvodnji polprevodniških materialov in žarnic z žarilno nitko ter v proizvodnji vžigalic. Najbolj stabilna modifikacija fosforja je črni fosfor. Dobimo ga z alotropno transformacijo belega fosforja pri t=2200C in visokem tlaku. Po videzu spominja na grafit. Kristalna struktura črnega fosforja je plastna, sestavljena iz valovitih plasti (slika 2). Črni fosfor je najmanj aktivna modifikacija fosforja. Ko se segreje brez dostopa do zraka, tako kot rdeča preide v paro, iz katere kondenzira v beli fosfor.

diapozitiv 11

Poskus, ki ponazarja prehod rdečega fosforja v beli

1-molekule belega fosforja; 2-kristalni. rešetka črnega fosforja

diapozitiv 12

Fosforjev (V) oksid - Р2О5

Fosfor tvori več oksidov. Najpomembnejši med njimi je fosforjev oksid (V) P4O10. Pogosto je njegova formula zapisana v poenostavljeni obliki - P2O5. Struktura tega oksida ohranja tetraedrično razporeditev atomov fosforja. Beli kristali, t taljenje = 5700°C, vrelišče t = 6000°C, ρ = 2,7 g/cm3. Ima več modifikacij. V pari je sestavljen iz molekul P4H10, je zelo higroskopičen (uporablja se kot sušilno sredstvo za pline in tekočine). Priprava: 4P + 5O2 = 2P2O5 Kemijske lastnosti Vse kemijske lastnosti kislih oksidov: reagira z vodo, bazičnimi oksidi in alkalijami 1) P2O5 + H2O = 2HPO3 (metafosforna kislina) P2O5 + 2H2O = H4P2O2 (pirofosfatna kislina) P +2O5 3BaO =Ba3(PO4)2 Zaradi svoje izjemne higroskopnosti se fosfor (V) oksid uporablja v laboratorijski in industrijski tehnologiji kot sušilno in dehidracijsko sredstvo. Po učinku sušenja prekaša vse druge snovi.

diapozitiv 13

Ortofosforna kislina.

Znanih je več kislin, ki vsebujejo fosfor. Najpomembnejša med njimi je ortofosforna kislina H3PO4.Brezvodna ortofosforna kislina je lahki prozorni kristali, ki se pri sobni temperaturi v zraku topi. Tališče 42,35°C. Z vodo fosforjeva kislina tvori raztopine katere koli koncentracije.

Diapozitiv 14

diapozitiv 15

Fizikalne lastnosti H3PO4

Ortofosforna kislina v čisti obliki v normalnih pogojih je brezbarvni rombični kristali, ki se talijo pri temperaturi 42,3 ° C. Vendar pa kemiki le redko naletijo na takšno kislino. Veliko pogosteje imajo opravka s H3PO4 * 0,5 H2O hemihidratom, ki se ob hlajenju koncentriranih vodnih raztopin fosforne kisline obori v obliki brezbarvnih šesterokotnih prizm. Tališče hemihidrata je 29,3°C. Čisti H3PO4 po taljenju tvori viskozno oljnato tekočino z nizko električno prevodnostjo in močno zmanjšano difuzivnostjo. Te lastnosti, kot tudi podrobna študija spektrov, kažejo, da molekule H3PO4 v tem primeru praktično niso disociirane in so združene z močnimi vodikovimi vezmi v eno samo makromolekulsko strukturo. Praviloma so molekule med seboj povezane z eno, redko dvema in zelo redko tremi vodikovimi vezmi. Če kislino razredčimo z vodo, je večja verjetnost, da bodo njene molekule tvorile vodikove vezi z vodo kot med seboj. Zaradi takšne "simpatije" do vode se kislina zmeša z njo v vsakem odnosu. Energija hidratacije tukaj ni tako visoka kot pri žveplovi kislini, zato segrevanje H3PO4 pri razredčenju ni tako močno in je disociacija manj izrazita. Po prvi stopnji disociacije se fosforjeva kislina šteje za elektrolit srednje jakosti (25 - 30%), po drugi - šibek, po tretji - zelo šibek.

Diapozitiv 17

Kemijske lastnosti H3PO4

Pri nevtralizaciji fosforne kisline z alkalijami nastanejo soli: dihidrofosfati, hidrofosfati in tudi fosfati, na primer:

Diapozitiv 18

Fosfor v človeškem telesu

V človeškem telesu, ki tehta 70 kg. Vsebuje približno 780 g fosforja. V obliki kalcijevih fosfatov je fosfor prisoten v kosteh ljudi in živali. Vključen je tudi v sestavo beljakovin, fosfolipidov, nukleinskih kislin; fosforjeve spojine so vključene v energetski metabolizem (adenizin trifosforjeva kislina, ATP). Dnevna potreba človeškega telesa po fosforju je 1,2 g, glavno količino ga zaužijemo z mlekom in kruhom (100 g kruha vsebuje približno 200 mg fosforja). S fosforjem so najbogatejše ribe, fižol in nekatere vrste sira. Zanimivo je, da je za pravilno prehrano potrebno vzdrževati ravnovesje med količino zaužitega fosforja in kalcija: optimalno razmerje v teh elementih hrane je 1,5/1. Presežek hrane, bogate s fosforjem, vodi do izpiranja kalcija iz kosti, s presežkom kalcija pa se razvije urolitiaza.

Diapozitiv 19

Vžigalna površina škatle za vžigalice je premazana z mešanico rdečega fosforja in steklenega prahu. Sestava glave vžigalice vključuje oksidacijska sredstva (PbO2, KClO3, BaCrO4) in redukcijske snovi (S, Sb2S3). S trenjem od vžigalne površine se zmes, nanesena na vžigalico, vžge. Prve fosforne vžigalice - z belo fosforno glavo - so nastale šele leta 1827. 6P + 5KCLO3 = 5KCL + 3P2O5 Takšne vžigalice so se vžgale ob drgnjenju ob katero koli površino, kar je pogosto vodilo do požarov. Poleg tega je beli fosfor zelo strupen. Opisani so primeri zastrupitve s fosfornimi vžigalicami, tako zaradi neprevidnega ravnanja kot zaradi samomora: za to je bilo dovolj pojesti nekaj glav vžigalic. Zato so fosforjeve vžigalice zamenjale varne, ki nam zvesto služijo še danes. Industrijska proizvodnja varnostnih vžigalic se je začela na Švedskem v 60. letih. XIX stoletja.

diapozitiv 24

Vrednost fosforja

Fosforna kislina je zelo pomembna kot ena najpomembnejših sestavin prehrane rastlin. Fosfor rastline uporabljajo za izgradnjo svojih najbolj vitalnih delov, semen in plodov. Derivati ortofosforne kisline so zelo potrebni ne le za rastline, ampak tudi za živali. Kosti, zobje, školjke, kremplji, iglice, konice v večini živih organizmov so sestavljene predvsem iz kalcijevega ortofosfata. Poleg tega fosforjeva kislina, ki tvori različne spojine z organskimi snovmi, aktivno sodeluje pri presnovi živega organizma z okoljem. Posledično se derivati fosforja nahajajo v kosteh, možganih, krvi, mišicah in vezivnih tkivih človeških in živalskih organizmov. V sestavi živčnih (možganskih) celic je zlasti veliko fosforne kisline, kar je omogočilo A.E. Fersman, znani geokemik, je fosfor imenoval "element misli". Zelo negativno (bolezen živali, rahitis, slabokrvnost itd.) vpliva na stanje telesa tako, da znižuje vsebnost fosforjevih spojin v prehrani ali jih vnaša v neprebavljivi obliki.

Diapozitiv 25

Uporaba fosforja

Trenutno se pogosto uporablja ortofosforna kislina. Njen glavni porabnik je proizvodnja fosfatov in kombiniranih gnojil. V te namene se po vsem svetu letno izkoplje približno 100 milijonov ton rude, ki vsebuje fosfor. Fosforna gnojila ne pomagajo le povečati donos različnih pridelkov, ampak tudi dajejo rastlinam zimsko odpornost in odpornost na druge neugodne podnebne razmere, ustvarjajo pogoje za hitrejše zorenje pridelkov na območjih s kratko vegetativno dobo. Ugodno vplivajo tudi na tla, prispevajo k njenemu strukturiranju, razvoju talnih bakterij, spreminjajo topnost drugih snovi v tleh in zavirajo nekatere od nastalih škodljivih organskih snovi. Prehrambna industrija porabi veliko ortofosforne kisline. Dejstvo je, da je razredčena fosforna kislina zelo prijetnega okusa in njeni majhni dodatki marmeladam, limonadam in sirupom bistveno izboljšajo njihov okus. Nekatere soli fosforne kisline imajo enako lastnost. Kalcijev hidrogenfosfat so na primer že dolgo vključeni v pecilne praške, ki izboljšujejo okus žemljic in kruha. Zanimive so tudi druge industrijske uporabe fosforne kisline. Ugotovljeno je bilo na primer, da impregnacija lesa s samo kislino in njenimi solmi naredi les negorljiv. Na tej podlagi se zdaj proizvajajo ognjevarne barve, negorljive fosfo-lesne plošče, negorljiva fosfatna pena in drugi gradbeni materiali. Različne soli fosforne kisline se pogosto uporabljajo v številnih panogah, v gradbeništvu, na različnih področjih tehnologije, v javnih službah in vsakdanjem življenju, za zaščito pred sevanjem, za mehčanje vode, za boj proti kotlovnemu kamnu in za proizvodnjo različnih detergentov. Fosforna kislina, kondenzirane kisline in dehidrogenirani fosfati služijo kot katalizatorji v procesih dehidracije, alkilacije in polimerizacije ogljikovodikov. Posebno mesto zavzemajo organofosforjeve spojine kot ekstraktanti, mehčalci, maziva, dodatki za smodnik in absorbenti v hladilnih napravah. Kisle alkil fosfatne soli se uporabljajo kot površinsko aktivne snovi, antifrizi, posebna gnojila, lateks antikoagulanti itd. Kisli alkil fosfati se uporabljajo za ekstrakcijsko predelavo tekočin iz uranove rude.

diapozitiv 26

Fosfor 1. Napiši elektronsko formulo atoma fosforja. Pojasni, kaj se zgodi z elektronsko konfiguracijo atoma, ko ima najvišje oksidacijsko stanje. 2. Kakšna oksidacijska stanja lahko izkazuje fosfor v spojinah? Navedite primere teh spojin. Zapiši elektronsko formulo atoma fosforja v oksidacijskem stanju +3. 3. Katere so glavne razlike v fizikalnih in kemijskih lastnostih rdečega in belega fosforja. Kako ločiti rdeči fosfor od belih nečistoč? 4. Izračunajte relativno gostoto fosfina iz vodika in zraka. Ali je fosfin lažji ali težji od teh plinov? 5. Kako je mogoče izvesti prehod iz rdečega v beli fosfor in obratno? Ali so ti procesi kemični pojavi? Pojasni odgovor. 6. Izračunaj maso fosforja, ki jo je treba zgoreti v kisiku, da dobimo fosforjev (V) oksid, ki tehta 3,55 g? 7. Zmes rdečega in belega fosforja, ki tehta 20 g, smo obdelali z ogljikovim disulfidom. Neraztopljen ostanek smo ločili in stehtali, njegova masa je bila 12,6 g. Izračunajte masni delež belega fosforja v začetni zmesi. 8. Kakšna je vrsta kemične vezi v spojinah: a) РН3; b) PCl5; c) Li3P. V polarnih snoveh navedite smer premika skupnih elektronskih parov. 9. Fosfin lahko pridobimo z delovanjem klorovodikove kisline na kalcijev fosfid. Izračunajte prostornino fosfina (normalni pogoji), ki nastane iz 9,1 g kalcijevega fosfida. Masni delež izkoristka produkta je 90 %.

Diapozitiv 27

Fosforna kislina in njene soli

1. Napišite reakcijske enačbe med fosforno kislino in naslednjimi snovmi: a) magnezijev oksid; b) kalijev karbonat; c) srebrov nitrat; d) železov sulfat (II). 2. Napišite reakcijske enačbe med ortofosforno kislino in kalijevim hidroksidom, zaradi katerih nastanejo 3 vrste soli: srednje in dve kisli. 3. Katera od kislin je močnejši oksidant: dušikova ali ortofosforna? Pojasni odgovor. 4. Napišite reakcijske enačbe, s katerimi je mogoče izvesti naslednje transformacije: P → P205 → H3P04 → Na3P04 → Ca3(P04)2 P04)2→Ca(H2P04)2 Napišite enačbe za te reakcije. 6. Z metodo elektronskega ravnotežja izberite koeficiente v shemah naslednjih redoks reakcij: a) RN3 + O2 → P2O5 + H2O b) Ca3 (PO4) 2 + C + SiO2 → CaSiO3 + P + CO kisline 40 % lahko dobimo iz fosforita, ki tehta 100 kg z masnim deležem Ca3 (PO4) 2 93 %? 8. Fosforna kislina, ki tehta 195 kg, je bila pridobljena iz naravnega fosforita, težkega 310 kg. Izračunajte masni delež Ca3(PO4)2 v naravnem fosforitu. 9. Vodno raztopino, ki vsebuje 19,6 g fosforne kisline, smo nevtralizirali s kalcijevim hidroksidom mase 18,5 g. Določite maso nastale oborine CaHPO4 2H2O. 10. Obstaja raztopina fosforne kisline, ki tehta 150 g (masni delež H3PO4 24,5 %). Izračunajte količino amoniaka (normalni pogoji), ki ga je treba spustiti skozi raztopino, da dobimo amonijev dihidrogen fosfat. 11. Kakšna sol nastane, če raztopini, ki vsebuje 4,9 g H3PO4, dodamo 2,8 g kalijevega hidroksida? Izračunajte maso nastale soli

Diapozitiv 28

Mineralna gnojila

1. Katera dušikova in fosfatna gnojila poznate? Napišite reakcijske enačbe za njihovo proizvodnjo. Zakaj rastline potrebujejo dušik in fosfor? 2. Določite masni delež fosforjevega (V) oksida v oborine CaHPO4 2H2O. 3. Masni delež fosforjevega (V) oksida v superfosfatu je 20 %. Določite maso superfosfata, ki jo je treba vnesti pod sadno drevo, če je za normalen razvoj drevesa potreben fosfor, ki tehta 15,5 g. 4. Masni delež dušika v gnojilu je 14 %. Ves dušik je vključen v gnojilo v sestavi sečnine CO(NH2)2. Izračunajte masni delež sečnine v tem gnojilu. 5. V superfosfatu je masni delež fosforjevega (V) oksida 25 %. Izračunajte masni delež Ca(H2PO4)2 v tem gnojilu. 6. Izračunajte maso amonijevega sulfata, ki ga je treba vzeti za vnos dušika, ki tehta 2 toni, v tla na površini 5 ha. Kakšno maso gnojila je treba nanesti na vsak kvadratni meter zemlje? 7. Izračunajte maso amonijevega nitrata, ki bo nanešen na površino 100 ha, če naj bo masa dušika, ki se nanese na površino 1 ha, 60 kg. 8. V zemljo pod sadnim drevjem je treba vnesti fosforjev (V) oksid mase 0,4 kg. Kakšno maso superfosfata je treba vzeti v tem primeru, če je masni delež asimilabilnega fosforjevega (V) oksida v njem 20 %? 9. Pod sadno drevo je treba dodati 140 g amonijev nitrat (masni delež dušika v nitratu je 35 %). Določite maso amonijevega sulfata, s katerim lahko dodate enako količino dušika.

Diapozitiv 29

Literatura: 1. F.G. Feldman, G.E. Rudzitis. KEMIJA. Učbenik za izobraževalne ustanove 9. razreda. - M., 5. izdaja, RAZSVETLJENJE, 1997. 2. KEMIJA. Referenčni materiali. Pod uredništvom Yu.D. Tretyakova, - M., IZOBRAŽEVANJE, 1984. 3. KEMIJA. Priročnik za šolarje, - M., 1995. 4. KEMIJA. Enciklopedija za otroke. Letnik 17, AVANTA, 2000 5. Weser V.-J., Fosfor in njegove spojine, trans. iz angleščine, - M., 1963. 6. Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

Besedilo mora biti dobro berljivo, sicer občinstvo ne bo videlo podanih informacij, bo močno odvrnjeno od zgodbe, poskušalo razbrati vsaj nekaj ali pa bo popolnoma izgubilo zanimanje. Če želite to narediti, morate izbrati pravo pisavo, pri čemer upoštevate, kje in kako se bo predstavitev predvajala, ter izbrati pravo kombinacijo ozadja in besedila.

Pomembno je, da svoje poročilo preizkusite, razmislite, kako boste pozdravili občinstvo, kaj boste najprej povedali, kako boste zaključili predstavitev. Vse pride z izkušnjami.

Izberite pravo obleko, ker. Veliko vlogo pri dojemanju njegovega govora igra tudi govornikova oblačila.

Poskusite govoriti samozavestno, tekoče in skladno.

Poskusite uživati v predstavi, da boste bolj sproščeni in manj zaskrbljeni.

Skupina V A podskupina Elementi te podskupine vključujejo: Elementi te podskupine vključujejo: N; P; Kot; Sb; Bi. N; P; Kot; Sb; Bi. Posebej pomembna sta dušik in fosfor Dušik in fosfor sta še posebej pomembna Dušik je del zraka, je del Dušik je del zraka, beljakovine, nukleinske kisline, beljakovine, nukleinske kisline, številne kamnine in minerali (solitra) mnogih kamnin in minerali (nitrat) Fosfor je sestavni del beljakovin, nukleinskih kislin, apatita in fosforitov. Fosfor je sestavina beljakovin, nukleinskih kislin, apatitnih mineralov in fosforitov

Karakterizacija dušika in fosforja po periodičnem sistemu Karakteristični načrt Dušik Fosfor

Elektronske formule dušika in fosforja N)) 1s²2s²2p³ N)) 1s²2s²2p³ 2 5 Sestavite elektronsko grafično formulo grafične formule dušika dušika +7 N najvišje oksidacijsko stanje +7 N najvišje oksidacijsko stanje najnižje oksidacijsko stanje -3 -3 najnižje oksidacijsko stanje

Ali ste vedeli, da ... Dušik so prvi odkrili znanstveniki Dušik je prvi odkril znanstvenik D. Rutherford leta 1772. Lastnine so raziskali K Scheele, G. Cavendish, D. Rutherford leta 1772. Lastnosti so raziskali K Scheele, G. Cavendish, J. Priestley. J. Priestley. A. Lavoisier je predlagal izraz dušik, ki je iz grščine preveden kot "brez življenja" A. Lavoisier je predlagal izraz dušik, ki je preveden iz grščine kot "brez življenja"

dušik. Fizikalne lastnosti Molekularna struktura N2 Struktura molekule N2 Strukturna formula N Ξ N Strukturna formula N Ξ N Elektronska formula: N N: Elektronska formula: N N: Kovalentna vez nepolarna, zelo močna, trojna 1σ(sigma) in 2π (pi) Vez kovalentna nepolarna -polaren, zelo močan, trojni 1σ (sigma) in 2π (pi) Plin dušik je brez barve in vonja, slabo topen v vodi, nekoliko lažji od zraka, plinast dušik je brez barve in vonja, slabo topen v vodi, nekoliko lažji od zraka, Tvre = ºС Т vreti = ºС

Kemijske lastnosti dušika V normalnih pogojih nizka aktivnost V normalnih pogojih nizka aktivnost Pri T=2000º reagira s kisikom Pri T=2000º reagira s kisikom \u003d 400 °C in p N 2 + 3H 2 2 NH 3 N 2 + 3H 2 2 NH 3 amoniak amoniak Z nekaterimi kovinami Z nekaterimi kovinami 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 magnezijev nitrid magnezijev nitrid

Amoniak Amoniak Spojina dušika z vodikom se imenuje amoniak NH 3 Spojina dušika z vodikom se imenuje amoniak NH 3 Zgradba molekule Struktura molekule H – N – H H – N – H | H Kovalentna polarna vez Kovalentna polarna vez Oblika molekule tetraedra Slika 11 stran 47 Oblika molekule tetraedra Slika 11 stran 47

Pridobivanje v industriji Leta 1913 je bila v Nemčiji ustanovljena prva tovarna za katalitično sintezo amoniaka Leta 1913 je bila v Nemčiji ustanovljena prva tovarna za katalitično sintezo amoniaka N2 + 3H2 2NH3 +Q N2 + 3H2 2NH3 +Q v prisotnosti katalizatorja - Reakcija je reverzibilna, T = 300ºС, Р = MPa, v prisotnosti katalizatorja - porozno železo porozno železo

Pridobivanje v laboratoriju S segrevanjem mešanice amonijevih soli z alkalijami. Pri segrevanju mešanice amonijevih soli z alkalijami. 2NH4Cl +Ca(OH)2=CaCl2+2NH3 +2H2O amonijev klorid amonijev klorid amoniak Fizikalne lastnosti Fizikalne lastnosti Brezbarven plin z značilnim ostrem vonjem, skoraj 2-krat lažji od zraka. Dobro raztopimo v vodi. В 1V H2O – 700V NH3 Brezbarven plin z značilnim ostrem vonjem, skoraj 2-krat lažji od zraka. Dobro raztopimo v vodi. Pri 1V H2O - 700V NH3

Kemijske lastnosti Aktivna snov Aktivna snov Reagira z vodo Reagira z vodo NH3 + H2O NH4OH amonijev hidroksid NH3 + H2O NH4OH amonijev hidroksid S kislinami S kislinami NH3 + HCl = NH4Cl amonijev klorid NH3 + HCl = NH4Cl amonijev klorid + HCl = NH4Cl2NH4SO3 + H2SO2 amonijev sulfat 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 amonijev sulfat

Kemijske lastnosti Šibka spojina se pri segrevanju razgradi Šibka spojina pri segrevanju 2NH3 N2 + 3H2 2NH3 N2 + 3H2 Opekline Opekline? O2? N2 + ?H2O ?NH3 + ? O2? N2 + ?H2O Oksidirano v prisotnosti Pt katalizatorja Oksidirano v prisotnosti Pt katalizatorja ? NH3+? O2? NO + ?H2O? NH3+? O2? NO + ?H2O preverite stran 49 zavihek. 13 preverite stran 49 zavihek. 13 Reducira kovine iz njihovih oksidov Reducira kovine iz njihovih oksidov 2 NH3 + 3 CuO = N2 + 3Cu + 3 H2O 2 NH3 + 3 CuO = N2 + 3Cu + 3 H2O

Amonijeve soli NH3 + HCl = NH4Cl amonijev klorid NH3 + HCl = NH4Cl amonijev klorid 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 amonijev sulfat 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 amonijev sulfat NH3 + H2SO4 amonijev sulfat NH4 + H2SO4 amonijev sulfat NH4 + H2SO4 NH4HSO4 amonijev hidrosulfat NH3 + HNO3 = ? Ime NH3 + HNO3 = ? Ime NH3 + H3PO4 = ? NH3 + H3PO4 = ? Kvalitativna reakcija na amonijev ion Kvalitativna reakcija na amonijev ion NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O vonj po amoniaku NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O vonj po amoniaku Razpade pri segrevanju Razpade pri segrevanju NH4NO3 = N2O +2NO3 = N2O +2 N2O + 2 H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O

Vprašanja in vaje Kateri elementi sestavljajo skupino VA? Kateri elementi sestavljajo skupino VA? Kakšna je struktura zunanjega elektronskega sloja atomov dušika in fosforja? Kakšna je struktura zunanjega elektronskega sloja atomov dušika in fosforja? Kakšne so fizikalne lastnosti dušika? Kakšne so fizikalne lastnosti dušika? Zakaj je dušik kemično neaktiven? Zakaj je dušik kemično neaktiven? Koliko dušika je po prostornini v zraku? Koliko dušika je po prostornini v zraku? Kakšna vrsta kemične vezi je v molekuli dušika? Kakšna vrsta kemične vezi je v molekuli dušika? Kje se dušik nahaja v naravi? Kje se dušik nahaja v naravi? Kako se dušik pridobi? Kako se dušik pridobi? Poimenujte vodikovo spojino dušika, njene fizikalne lastnosti. Poimenujte vodikovo spojino dušika, njene fizikalne lastnosti. Kako se amoniak pridobiva v laboratoriju in industriji? Kako se amoniak pridobiva v laboratoriju in industriji?

Vprašanja in vaje Katere soli tvori amoniak? Katera sol tvori amoniak? Kakšna je kakovostna reakcija za amonijev kation? Kakšna je kakovostna reakcija za amonijev kation? Kje se uporabljajo dušik, amoniak, amonijeve soli? Kje se uporabljajo dušik, amoniak, amonijeve soli?

Vaja Reši transformacijsko verigo Reši transformacijsko verigo N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 Reši OVR Reši OVR NH3 + O2 NO + H2O NH3 + O2 NO + H2O l vodika? Izračunajte prostornino amoniaka (N.O.), ki nastane iz 25 litrov dušika in 25 litrov vodika? Kolikšna je masa in prostornina 5 molov amoniaka? Kolikšna je masa in prostornina 5 molov amoniaka? Izračunajte relativno gostoto za vodik in amoniak za zrak? Izračunajte relativno gostoto za vodik in amoniak za zrak?

Dušikovi oksidi Znanih je več dušikovih oksidov. Znanih je več dušikovih oksidov v H 2 O "smejalni plin" NO - dušikov oksid II Brezbarven, brez vonja, rahlo topen N 2 O 3 dušikov oksid III Temno modra tekočina, sol. v vodi. NO 2 dušikov oksid IV Rjavi plin, strupen N 2 O 5 dušikov oksid V Brezbarven

Pridobivanje V laboratoriju V laboratoriju NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 natrijev nitrat natrijev hidrogensulfat natrijev nitrat natrijev hidrogensulfat V industriji V industriji 1. 4NH3 + O2 = 4NOQ + 6H2O2. O2 = 2NO NO2 + H2O + O2 4 HNO3 +Q

Fizikalne lastnosti Brezbarvna dišeča tekočina z ostrim vonjem. Dobro topen v vodi. Koncentrirano je zelo nevarno. Pod vplivom svetlobe se razgradi. Shranjujte v temni posodi. Močan oksidant. Vnetljivo. Brezbarvna dišeča tekočina z ostrim vonjem. Dobro topen v vodi. Koncentrirano je zelo nevarno. Pod vplivom svetlobe se razgradi. Shranjujte v temni posodi. Močan oksidant. Vnetljivo.

Kemijske lastnosti Skupno z drugimi kislinami Skupno z drugimi kislinami 1. Močna kislina, popolnoma disociira HNO3 H + NO3 ˉ HNO3 H + NO3 ˉ 2. Reagira z bazičnimi oksidi CuO + HNO3 = ? +? CuO + HNO3 = ? +? 3. Reagira z bazami Fe(OH)3 + HNO3 = ? +? Fe(OH)3 + HNO3 = ? +? 4 Reagira s solmi šibkejših kislin Na2CO3 + HNO3 = ? +? +? Na2CO3 + HNO3 = ? +? +?

Specifične lastnosti Pri segrevanju in na svetlobi se razgradi pri segrevanju in na svetlobi 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 Pri interakciji z beljakovinami nastane svetlo rumena snov. Pri interakciji z beljakovinami nastane svetlo rumena snov. S kovinami reagira drugače, vendar se vodik H2 nikoli ne sprošča. Različno reagira s kovinami, medtem ko se vodik H2 nikoli ne sprošča Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + plin Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + plin

Soli dušikove kisline Soli dušikove kisline - nitrati Dušikove soli - nitrati Kalijevi, natrijevi, amonijevi in kalcijevi nitrati se imenujejo salitre. Kalijevi, natrijevi, amonijevi in kalcijevi nitrati se imenujejo salitre. NaNO3 - natrijev nitrat, natrijev nitrat NaNO3 - natrijev nitrat, natrijev nitrat NH4NO3 - amonijev nitrat, amoniak NH4NO3 - amonijev nitrat, amonijev nitrat. salitra. Vsi nitrati so topni v vodi. Vsi nitrati so topni v vodi. So močni oksidanti. So močni oksidanti. Pri segrevanju se vsi nitrati razgradijo s sproščanjem kisika O 2 Pri segrevanju se vsi nitrati razgradijo s sproščanjem kisika O 2

Vprašanja in vaje Katere dušikove okside poznate? Katere dušikove okside poznate? Kakšne so fizikalne lastnosti dušikove kisline Kakšne so fizikalne lastnosti dušikove kisline. Opiši kemijske lastnosti dušikove kisline? Opišite kemijske lastnosti dušikove kisline? Katere posebne lastnosti dušikove kisline poznate? Katere posebne lastnosti dušikove kisline poznate? Kako se dušikova kislina proizvaja v laboratoriju? Kako se dušikova kislina proizvaja v laboratoriju? Kako se dušikova kislina industrijsko proizvaja? Kako se dušikova kislina industrijsko proizvaja? Kje se uporablja dušikova kislina? Kje se uporablja dušikova kislina? Kako se imenujejo soli dušikove kisline in kje se uporabljajo? Kako se imenujejo soli dušikove kisline in kje se uporabljajo?

Vaje Napišite enačbe molekulskih in ionskih reakcij Napišite enačbe molekulske in ionske reakcije CaO + HNO3 = CaO + HNO3 = NaOH + HNO3 = NaOH + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = Napišite reakcijsko enačbo dušikove kisline z bakrom. Reši ga kot OVR Napiši enačbo za reakcijo konc. dušikove kisline z bakrom. Rešite ga kot OVR Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Vaje Reši verigo transformacij Reši verigo transformacij N2 NO NO2 HNO3 N2 NO NO2 HNO3 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 Izračunaj maso magnezijevega nitrata, ki je nastal z interakcijo magnezija oksida s 120 g raztopine dušikove kisline z 10 % koncentracijo. Izračunajte maso magnezijevega nitrata, ki je nastal pri interakciji magnezijevega oksida s 120 g raztopine dušikove kisline z 10 % koncentracijo. Kolikšen volumen kisika se bo sprostil med razgradnjo, če segrejemo 150 g natrijevega nitrata? Kolikšen volumen kisika se bo sprostil med razgradnjo, če segrejemo 150 g natrijevega nitrata? Izračunajte masni delež dušika v aluminijevem nitratu. Izračunajte masni delež dušika v aluminijevem nitratu.

Lekcija kemije v 10. razredu: "Dušik in fosfor - p-elementi skupine VA"

pripravljeno
učiteljica kemije in biologije
Srednja šola GUO №163 Minsk
Kostjukevič Jurij Mihajlovič

V VA-skupini periodnega sistema so nekovinski dušik N in fosfor P, polkovinski arzen As, pa tudi antimon Sb in bizmut Bi, ki jih uvrščamo med nekovine. Atomi elementov skupine VA imajo na zunanji elektronski plasti 5 elektronov. Elektronska konfiguracija njihove zunanje elektronske plasti je ns2np3, na primer: dušik - 2s2p3, fosfor - 3s23p3.

V kemičnih spojinah lahko atomi dušika in fosforja kažejo oksidacijsko stanje od -3 do +5.

dušik v naravi

Dušik je simboliziran N
(lat. Nitrogenium, t.i. »roditi salitro«.
Preprosta snov dušik (N2) je v normalnih pogojih precej inerten plin, brez barve, okusa in vonja.
Dušik v obliki dvoatomskih molekul N2 predstavlja večino atmosfere, kjer je njegova vsebnost 78,084 % prostornine (to je približno 3,87 1015 ton).

dušik v vesolju

Zunaj Zemlje se dušik nahaja v plinastih meglicah, sončni atmosferi, na Uranu, Neptunu, medzvezdnem prostoru itd. Dušik je 4. najbolj razširjen element v sončnem sistemu (za vodikom, helijem in kisikom).

Fosfor v naravi

Fosfor se v naravi nahaja v obliki fosfatov. Tako je kalcijev fosfat Ca3(PO4)2 glavna sestavina minerala apatita.
Fosfor se nahaja v vseh delih zelenih rastlin, še več pa v plodovih in semenih.
Vsebuje se v živalskih tkivih, je del beljakovin in drugih esencialnih organskih spojin (ATP, DNK), je element življenja.

Apatit

Fosfor

V najpreprostejši molekuli P4 je vsak od štirih atomov fosforja kovalentno vezan na ostale tri. Beli fosfor je sestavljen iz takšnih molekul tetraedrske oblike. Odlita v inertnem ozračju v obliki palic (ingotov), je shranjena v odsotnosti zraka pod plastjo prečiščene vode ali v posebnih inertnih medijih. Kemično je beli fosfor izjemno aktiven! Na primer, počasi se oksidira s kisikom zraka že pri sobni temperaturi in sveti (bledo zelen sijaj). Pojav tovrstnega sijaja zaradi kemičnih oksidacijskih reakcij imenujemo kemiluminiscenca (včasih napačno fosforescenca). Beli fosfor je zelo strupen. Smrtonosni odmerek belega fosforja za odraslega moškega je 0,05-0,1 g. Rdeči fosfor ima atomsko polimerno strukturo, v kateri je vsak atom fosforja vezan na tri druge atome s kovalentnimi vezmi. Rdeči fosfor je nehlapen, netopen v vodi in ni strupen. Uporablja se pri izdelavi vžigalic.

Na svetlobi in pri segrevanju na 300 ° C brez zraka se beli fosfor spremeni v rdeči fosfor.

Ko se segreje pod tlakom, ki je približno 1200-krat večji od atmosferskega tlaka, se beli fosfor spremeni v črni fosfor, ki ima atomsko večplastno kristalno mrežo. Črni fosfor je po svojih fizikalnih lastnostih podoben kovini: prevaja elektriko in se lesketa. Navzven je zelo podoben grafitu. Črni fosfor je kemično najmanj aktivna oblika fosforja. Leta 1830 je francoski kemik Charles Soria izumil fosforjeve vžigalice, ki so bile sestavljene iz mešanice bartoletne soli, belega fosforja in lepila. Te vžigalice so bile zelo vnetljive, saj so se vnele tudi zaradi medsebojnega trenja v škatli in pri drgnjenju ob katero koli trdo površino, na primer podplat škornja. Zaradi belega fosforja so bili strupeni. Leta 1855 je švedski kemik Johan Lundström na površino brusnega papirja nanesel rdeči fosfor in z njim nadomestil beli fosfor v glavi vžigalice. Takšne vžigalice niso bile več škodljive za zdravje, zlahka so se vžgale na vnaprej pripravljeni površini in se praktično niso spontano vžgale. Johan Lundström patentira prvo "švedsko tekmo", ki se je ohranila skoraj do danes. Leta 1855 so Lundströmove tekme prejele medaljo na svetovni razstavi v Parizu. Kasneje je bil fosfor popolnoma odstranjen iz sestave glav vžigalic in je ostal le v sestavi namaza (strgala). Z razvojem proizvodnje "švedskih" vžigalic je bila proizvodnja vžigalic z uporabo belega fosforja prepovedana v skoraj vseh državah. Najpreprostejša snov, dušik N2, je kemično neaktivna in praviloma vstopi v kemične reakcije le pri visokih temperaturah. Oksidacijske lastnosti dušika se kažejo v reakciji z vodikom in aktivnimi kovinami. Torej se vodik in dušik združita v prisotnosti katalizatorja pri visoki temperaturi in visokem tlaku, pri čemer tvorita amoniak:

Od kovin v normalnih pogojih dušik reagira samo z litijem in tvori litijev nitrid:

Oksidacijske lastnosti fosforja se kažejo, ko je v interakciji z najbolj aktivnimi kovinami:

Redukcijske lastnosti dušika in fosforja se pokažejo pri interakciji s kisikom. Torej, dušik reagira s kisikom pri temperaturi približno 3000˚С in tvori dušikov oksid (II):

Oksidacijo belega fosforja spremlja luminiscenca. Beli in rdeči fosfor se ob vžigu vžgeta in gorita z bleščeče svetlim plamenom s tvorbo belega dima fosforjevega (IV) oksida:

Zgorevanje belega fosforja Kemično najbolj aktiven, strupen in gorljiv beli fosfor. Ker se zelo pogosto uporablja v zažigalnih bombah. Na žalost se fosforjevo strelivo uporablja tudi v 21. stoletju!

- Med obleganjem Sarajeva je topništvo bosanskih Srbov uporabljalo fosforne granate. Leta 1992 so takšne granate požgale stavbo Inštituta za orientalske študije, zaradi česar so bili uničeni številni zgodovinski dokumenti.
- v letih 2003-2004 so jih uporabljale britanske obveščevalne službe v bližini Basre v Iraku.
- leta 2004 so ZDA uporabile proti gverilskemu podzemlju v Iraku v bitki za Faludžo.
poleti 2006, med drugo libanonsko vojno, je izraelska vojska uporabila topniške granate z belim fosforjem.
leta 2009 je izraelska vojska med operacijo Liti svinec v Gazi uporabila strelivo, ki vsebuje beli fosfor, dovoljeno z mednarodnim pravom.
Od leta 2009 palestinski teroristi svoje rakete polnijo z belim fosforjem.

Pojav potujočih luči na starih pokopališčih in močvirjih je posledica vžiga fosfina PH3 in drugih spojin, ki vsebujejo fosfor v zraku. V zraku se produkti kombinacije fosforja z vodikom spontano vžgejo s tvorbo svetlečega plamena in kapljice fosforjeve kisline, produkta interakcije fosforjevega (V) oksida z vodo. Te kapljice ustvarijo zamegljen obris "duha". Glavna uporaba dušika je proizvodnja amoniaka. Dušik se uporablja tudi za ustvarjanje inertnega okolja pri sušenju eksplozivov in pri shranjevanju dragocenih slik in rokopisov. Poleg tega so električne žarnice z žarilno nitko napolnjene z dušikom.

Uporaba preprostih snovi

Proizvodnja
amoniak

Večina sodobnih svetilk je napolnjena s kemično inertnimi plini. Zaradi nizke cene so najpogostejše mešanice dušika N2 z argonom Ar.

Rdeči fosfor se uporablja za proizvodnjo vžigalic, fosforne kisline, ki pa gre za proizvodnjo fosfatnih gnojil in krmnih dodatkov za živino. Poleg tega se fosfor uporablja za proizvodnjo pesticidov. Domača naloga: 49. odstavek. Seznam uporabljenih virov